Coloque os elementos abaixo em ordem crescente de energia de ionização:
Elementos: \mathrm{Na}, \mathrm{Mg}, \mathrm{Al}, \mathrm{Si}, \mathrm{P}.

Passo 1

O enunciado pede: colocar os elementos \mathrm{Na}, \mathrm{Mg}, \mathrm{Al}, \mathrm{Si}, \mathrm{P} em ordem crescente de energia de ionização.
Informações dadas: apenas a lista dos cinco elementos citados.

Passo 2

O que é exatamente “energia de ionização” (vamos aprender bem isso antes de comparar):
A primeira energia de ionização é a energia necessária para remover do átomo, no estado gasoso, o elétron mais fracamente ligado, ou seja, o primeiro elétron que sai. Em notação física-química escrevemos isso como a energia exigida para a transformação
\mathrm{X (g)} \to \mathrm{X^{+} (g)} + e^{-}.
Unidade usual: \mathrm{kJ\,mol^{-1}}. Dois fatores principais que influenciam essa energia são:
  • o efetivo atração nuclear sobre o elétron externo (chamado de carga nuclear efetiva, Z_{\text{ef}}): quanto maior Z_{\text{ef}}, mais difícil arrancar o elétron;
  • a distância média do elétron ao núcleo (nível principal n) e o efeito de blindagem (shielding) pelos elétrons internos: quanto mais distante/e mais blindado, menor a energia de ionização.

Passo 3

Agora, vejamos as configurações eletrônicas de valência (isto nos ajuda a entender quão ligado está o elétron que sai). Vou escrever cada configuração usando o gás nobre anterior para simplificar:
\begin{aligned} \mathrm{Na}:&\quad [\mathrm{Ne}]\,3s^{1},\\\ \mathrm{Mg}:&\quad [\mathrm{Ne}]\,3s^{2},\\\ \mathrm{Al}:&\quad [\mathrm{Ne}]\,3s^{2}\,3p^{1},\\\ \mathrm{Si}:&\quad [\mathrm{Ne}]\,3s^{2}\,3p^{2},\\\ \mathrm{P}:&\quad [\mathrm{Ne}]\,3s^{2}\,3p^{3}. \end{aligned}
O elétron removido em cada caso é o último na tabela acima (o elétron de valência).

Passo 4

Tendência geral na mesma linha (período): da esquerda para a direita a energia de ionização tende a aumentar, porque Z_{\text{ef}} aumenta (mais prótons atraindo os elétrons) e os elétrons permanecem no mesmo nível n, então ficam mais firmes no átomo. Logo, à primeira vista, esperaríamos
\mathrm{Na} < \mathrm{Mg} < \mathrm{Al} < \mathrm{Si} < \mathrm{P}.
Mas atenção: existem pequenas exceções relacionadas à subcamada de onde sai o elétron (por exemplo, elétrons s versus p), por isso precisamos analisar a configuração detalhadamente.

Passo 5

Explicando a exceção importante aqui (por que às vezes \mathrm{Al} tem energia de ionização menor que \mathrm{Mg}):
  • Em \mathrm{Mg} o elétron de valência está em 3s ( [Ne]\,3s^{2}).
  • Em \mathrm{Al} o elétron removível está em 3p ( [Ne]\,3s^{2}3p^{1}).
    Orbitais 3p têm, em média, menor penetração (ficam um pouco mais afastados e mais blindados pelos elétrons internos) do que orbitais 3s. Isso faz com que o elétron 3p de \mathrm{Al} seja menos fortemente ligado ao núcleo do que o elétron 3s de \mathrm{Mg}. Portanto, apesar de \mathrm{Al} ter mais prótons que \mathrm{Mg}, o efeito de estar em um orbital p faz com que seja mais fácil remover o elétron de \mathrm{Al} do que o de \mathrm{Mg}. Assim espera-se:
\mathrm{Al}\\ \text{tem energia de ionização menor que}\\ \mathrm{Mg}.çã

Passo 6

Para fixar a intuição, vejamos valores experimentais (apenas para confirmar qualitativamente; estes números explicam a ordem que vamos adotar):
\begin{aligned} \mathrm{Na}:&\quad 495,8\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}},\\\ \mathrm{Al}:&\quad 577,5\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}},\\\ \mathrm{Mg}:&\quad 737,7\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}},\\\ \mathrm{Si}:&\quad 786,5\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}},\\\ \mathrm{P}:&\quad 1011,8\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}. \end{aligned}
Observando: \mathrm{Na} tem a menor energia (um único elétron 3s bem solto); \mathrm{Al} fica abaixo de \mathrm{Mg} por causa do elétron 3p; daí em diante, \mathrm{Si} e \mathrm{P} seguem a tendência de aumento à medida que avançamos no período.

Passo 7

Comparações rápidas e conclusão lógica sem recorrer aos números:
  • \mathrm{Na} é o mais fácil de ionizar (grupo 1, elétron solto em 3s).
  • Entre \mathrm{Mg} e \mathrm{Al}, por causa do orbital 3p de \mathrm{Al}, temos \mathrm{Al} < \mathrm{Mg}.
  • Depois de \mathrm{Mg}, o aumento de Z_{\text{ef}} faz com que \mathrm{Si} > \mathrm{Mg} e \mathrm{P} seja o mais difícil de ionizar dentre todos.

Resposta

\mathrm{Na} < \mathrm{Al} < \mathrm{Mg} < \mathrm{Si} < \mathrm{P}

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